Iontová vazba - Ionic bonding
Iontová vazba je druh chemické vazby, která zahrnuje elektrostatickou přitažlivost mezi opačně nabitými ionty nebo mezi dvěma atomy s výrazně odlišnými elektronegativitami , a je primární interakcí vyskytující se v iontových sloučeninách . Je to jeden z hlavních typů vazeb spolu s kovalentním spojením a kovovým spojením . Ionty jsou atomy (nebo skupiny atomů) s elektrostatickým nábojem. Atomy, které získávají elektrony, vytvářejí záporně nabité ionty (nazývané anionty ). Atomy, které ztrácejí elektrony, vytvářejí kladně nabité ionty (nazývané kationty ). Tento přenos elektronů je na rozdíl od kovalence známý jako elektrovalence . V nejjednodušším případě je kationtem atom kovu a aniontem je nekovový atom, ale tyto ionty mohou být složitější, např. Molekulární ionty jako NH+
4nebo SO2-
4. Jednodušeji řečeno, iontová vazba je výsledkem přenosu elektronů z kovu na nekov, aby se získala plná valenční slupka pro oba atomy.
Je důležité si uvědomit, že čisté iontové vazby - ve kterých jeden atom nebo molekula zcela přenáší elektron na jiný - nemohou existovat: všechny iontové sloučeniny mají určitý stupeň kovalentní vazby nebo sdílení elektronů. Pojem „iontová vazba“ je tedy uveden, když je iontový charakter větší než kovalentní charakter - tj. Vazba, ve které mezi dvěma atomy existuje velký rozdíl v elektronegativitě , což způsobí, že vazba bude polárnější (iontová) než kovalentní vazba, kde jsou elektrony sdíleny rovnoměrněji. Dluhopisy s částečně iontovým a částečně kovalentním charakterem se nazývají polární kovalentní vazby .
Iontové sloučeniny vedou elektřinu, když jsou roztavené nebo v roztoku, obvykle ne když jsou pevné. Iontové sloučeniny mají obecně vysokou teplotu tání , v závislosti na náboji iontů, ze kterých se skládají. Čím vyšší jsou náboje, tím silnější jsou soudržné síly a tím vyšší je teplota tání. Mají také tendenci být rozpustné ve vodě; čím silnější jsou soudržné síly, tím nižší je rozpustnost.
Přehled
Atomy, které mají téměř plný nebo téměř prázdný valenční obal, bývají velmi reaktivní . Atomy, které jsou silně elektronegativní (jako je tomu u halogenů ), mají často ve valenčním obalu pouze jeden nebo dva prázdné orbitaly a často se váží na jiné molekuly nebo získávají elektrony za vzniku aniontů . Atomy, které jsou slabě elektronegativní (například alkalické kovy ), mají relativně málo valenčních elektronů , které lze snadno sdílet s atomy, které jsou silně elektronegativní. Výsledkem je, že slabě elektronegativní atomy mají tendenci narušovat svůj elektronový oblak a vytvářet kationty .
Formace
Iontová vazba může vyplynout z redoxní reakce, kdy atomy prvku (obvykle kovu ), jehož ionizační energie je nízká, poskytnou některé ze svých elektronů, aby bylo dosaženo stabilní konfigurace elektronů. Přitom se tvoří kationty. Atom jiného prvku (obvykle nekovového) s větší elektronovou afinitou přijímá jeden nebo více elektronů, aby dosáhl stabilní konfigurace elektronů , a po přijetí elektronů se atom stává aniontem. Konfigurace stabilních elektronů je typicky jedním z vzácných plynů pro prvky v s-bloku a p-bloku , a konkrétní stabilní elektronové konfigurace pro prvky d-bloku a f-bloku . Elektrostatická přitažlivost mezi anionty a kationty vede k vytvoření pevné látky s krystalografickou mřížkou, ve které jsou ionty skládány střídavě. V takové mřížce obvykle není možné rozlišit jednotlivé molekulární jednotky, takže vytvořené sloučeniny nejsou molekulární povahy. Samotné ionty však mohou být složité a mohou vytvářet molekulární ionty jako acetátový anion nebo amonný kation.
Například běžnou kuchyňskou solí je chlorid sodný . Když jsou sodík (Na) a chlor (Cl) zkombinovány, každý z atomů sodíku ztratí elektron a vytvoří kationty (Na + ) a každý z atomů chloru získá elektron za vzniku aniontů (Cl - ). Tyto ionty se pak navzájem přitahují v poměru 1: 1 za vzniku chloridu sodného (NaCl).
- Na + Cl → Na + + Cl - → NaCl
Aby byla zachována neutralita náboje, jsou pozorovány přísné poměry mezi anionty a kationty, takže iontové sloučeniny obecně dodržují pravidla stechiometrie, přestože nejsou molekulárními sloučeninami. U sloučenin, které jsou přechodné na slitiny a mají smíšené iontové a kovové vazby, to již nemusí platit. Mnoho sulfidů, např., Tvoří nestechiometrické sloučeniny.
Mnoho iontových sloučenin je označováno jako soli , protože mohou také vzniknout neutralizační reakcí Arrheniovy báze, jako je NaOH, s kyselinou Arrheniovou, jako je HCl
- NaOH + HCl → NaCl + H 2 O
Sůl NaCl se pak říká, že sestává z kyselého zbytku Cl - a bazického zbytku Na + .
Odstranění elektronů za vzniku kationtu je endotermické a zvyšuje celkovou energii systému. Mohou také nastat energetické změny spojené s rozbitím stávajících vazeb nebo přidáním více než jednoho elektronu za vzniku aniontů. Činnost aniontu přijímajícího valenční elektrony kationtu a následná přitažlivost iontů k sobě navzájem uvolňuje (mřížkovou) energii, a tím snižuje celkovou energii systému.
K iontové vazbě dojde pouze tehdy, je -li celková energetická změna reakce příznivá. Reakce je obecně exotermická, ale např. Tvorba oxidu rtuťnatého (HgO) je endotermická. Náboj vzniklých iontů je hlavním faktorem síly iontových vazeb, např. Sůl C + A - je držena pohromadě elektrostatickými silami zhruba čtyřikrát slabšími než C 2+ A 2− podle Coulombova zákona , kde C a A představují generický kation a anion. V tomto poměrně zjednodušujícím argumentu jsou ignorovány velikosti iontů a konkrétní balení mřížky.
Struktury
Iontové sloučeniny v pevném stavu tvoří mřížkové struktury. Dva hlavní faktory při určování formy mřížky jsou relativní náboje iontů a jejich relativní velikosti. Některé struktury jsou převzaty řadou sloučenin; například strukturu kamenné soli chloridu sodného přebírá také mnoho halogenidů alkálií a binárních oxidů, jako je oxid hořečnatý . Paulingova pravidla poskytují pokyny pro předpovídání a racionalizaci krystalových struktur iontových krystalů
Síla vazby
U pevné krystalické iontové sloučeniny se entalpická změna při tvorbě pevné látky z plynných iontů nazývá energie mřížky . Experimentální hodnotu pro energii mřížky lze určit pomocí Born -Haberova cyklu . Lze jej také vypočítat (předpovědět) pomocí Born-Landéovy rovnice jako součtu elektrostatické potenciální energie , vypočtené součtem interakcí mezi kationty a anionty a odpudivého potenciálního energetického výrazu krátkého dosahu. Elektrostatického potenciálu může být vyjádřena z hlediska meziiontový separace a konstantní ( Madelungova konstanta ), který bere v úvahu geometrie krystalu. Čím dále od jádra, tím slabší štít. Born-Lande rovnice poskytuje přiměřenou uložení na mřížky energie, například chlorid sodný, kde (předpokládaná) hodnota vypočtená je -756 kJ / mol, který se vyrovná -787 kJ / mol pomocí Born-Haber cyklus . Ve vodném roztoku může být vazebná síla popsán Bjerrum nebo Fuoss rovnice jako funkce iontových nábojů, spíše nezávislé na povaze iontů, jako polarizovatelnosti nebo velikost pevnosti solných můstků se nejčastěji hodnotí měřením rovnováhy mezi molekulami obsahující kationtová a aniontová místa, nejčastěji v roztoku. Rovnovážné konstanty ve vodě indikují aditivní volné energetické příspěvky pro každý solný můstek. Další metodou identifikace vodíkových vazeb také v komplikovaných molekulách je krystalografie , někdy také NMR-spektroskopie.
Atraktivní síly definující sílu iontových vazeb lze modelovat Coulombovým zákonem . Síly iontové vazby jsou typicky (citované rozsahy se liší) mezi 170 a 1500 kJ/mol.
Polarizační efekty
Iony v krystalových mřížkách čistě iontových sloučenin jsou sférické ; pokud je však pozitivní ion malý a/nebo vysoce nabitý, zkreslí elektronový oblak negativního iontu, což je účinek shrnutý ve Fajansových pravidlech . Tato polarizace negativního iontu vede k nahromadění extra hustoty náboje mezi dvěma jádry , tj. K částečné kovalenci. Větší negativní ionty jsou snadněji polarizovány, ale účinek je obvykle důležitý pouze tehdy, když jsou zapojeny kladné ionty s náboji 3+ (např. Al 3+ ). Ionty 2+ (Be 2+ ) nebo dokonce 1+ (Li + ) však vykazují určitou polarizační sílu, protože jejich velikosti jsou tak malé (např. LiI je iontový, ale má kovalentní vazby). Všimněte si, že toto není efekt iontové polarizace, který se týká posunu iontů v mřížce v důsledku aplikace elektrického pole.
Srovnání s kovalentní vazbou
V iontové vazbě jsou atomy vázány přitažlivostí opačně nabitých iontů, zatímco v kovalentní vazbě jsou atomy vázány sdílením elektronů, aby se dosáhlo stabilních konfigurací elektronů. Při kovalentní vazbě je molekulární geometrie kolem každého atomu určována pravidly VSEPR pro odpuzování elektronových párů valenčních obalů , zatímco v iontových materiálech se geometrie řídí maximálními pravidly balení . Dalo by se říci, že kovalentní vazba je směrovější v tom smyslu, že energetická pokuta za nedodržení optimálních úhlů vazby je velká, zatímco iontová vazba žádnou takovou sankci nemá. Neexistují žádné sdílené páry elektronů, které by se navzájem odpuzovaly, ionty by měly být jednoduše zabaleny co nejefektivněji. To často vede k mnohem vyšším koordinačním číslům . V NaCl má každý ion 6 vazeb a všechny úhly vazby jsou 90 °. V CsCl je koordinační číslo 8. Pro srovnání uhlík má obvykle maximálně čtyři vazby.
Čistě iontová vazba nemůže existovat, protože blízkost entit zapojených do vazby umožňuje určitý stupeň sdílení elektronové hustoty mezi nimi. Proto má všechny iontové vazby nějaký kovalentní charakter. Vazba je tedy považována za iontovou, kde je iontový charakter větší než kovalentní charakter. Čím větší je rozdíl v elektronegativitě mezi dvěma typy atomů zapojených do vazby, tím více je iontový (polární). Dluhopisy s částečně iontovým a částečně kovalentním charakterem se nazývají polární kovalentní vazby . Například interakce Na – Cl a Mg – O mají několik procent kovalence, zatímco vazby Si – O jsou obvykle ~ 50% iontové a ~ 50% kovalentní. Pauling odhadoval, že rozdíl elektronegativity 1,7 (na Paulingově stupnici ) odpovídá 50% iontového charakteru, takže rozdíl větší než 1,7 odpovídá vazbě, která je převážně iontová.
Iontový charakter v kovalentních vazbách lze přímo měřit pro atomy mající kvadrupolární jádra ( 2 H, 14 N, 81,79 Br, 35,37 Cl nebo 127 I). Tato jádra jsou obecně objekty studií nukleární kvadrupólové rezonance NQR a nukleární magnetické rezonance NMR . Interakce mezi jadernými kvadrupólovými momenty Q a gradienty elektrického pole (EFG) jsou charakterizovány prostřednictvím spojovacích konstant jaderného kvadrupólu
- QCC = e 2 q zz Q/h
kde člen ekv. zz odpovídá hlavní složce tenzoru EFG a e je elementární náboj. Gradient elektrického pole zase otevírá cestu k popisu vazebných režimů v molekulách, když jsou hodnoty QCC přesně určeny metodami NMR nebo NQR.
Obecně platí, že když dojde k iontové vazbě v pevném (nebo kapalném) stavu, nelze hovořit o jediné „iontové vazbě“ mezi dvěma jednotlivými atomy, protože soudržné síly, které drží mříž pohromadě, jsou kolektivnější povahy. To je zcela odlišné v případě kovalentní vazby, kde můžeme často hovořit o odlišné vazbě lokalizované mezi dvěma konkrétními atomy. Avšak i když je iontová vazba kombinována s určitou kovalencí, výsledkem nejsou nutně diskrétní vazby lokalizovaného charakteru. V takových případech výsledná vazba často vyžaduje popis ve smyslu pásové struktury sestávající z gigantických molekulárních orbitálů pokrývajících celý krystal. Vazba v pevné látce si tedy často zachovává spíše svou kolektivní než lokalizovanou povahu. Když je rozdíl v elektronegativitě snížen, může spojení vést k polovodiči , semimetalovému nebo případně kovovému vodiči s kovovým spojením.
Viz také
- Coulombův zákon
- Solný můstek (proteinový a supramolekulární)
- Iontový potenciál
- Lineární kombinace atomových orbitálů
- Hybridizace
- Chemická polarita
- Ioliomics
- Konfigurace elektronů
- Aufbauův princip
- Kvantová čísla